Elektrochemische Thermodynamik

Elektrochemische
Thermodynamik
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie

Thermodynamik
Freie Enthalpie und Zellspannung
(isotherme und isobare Bedingungen, T und p = const.)
∆G = − nFE
0
Die Änderung der Freien Reaktionsenthalpie ∆G ist gleich der elektrischen Arbeit W el , die
bei reversiblem Betrieb einer elektrochemischen Zelle gewonnen werden kann
(Galvanisches Element) oder aufgebracht werden muß (Elektrolyse).
Elektrische Arbeit Wel = UIt
= UQ
molarer Ladungsumsatz Q = n F
freiwilliger Ablauf
erzwungener Ablauf
U − reversible Zellspannung
≡ EMK = −
∆G < 0 → Eo
>
∆G > 0 → Eo
<
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
0
0
Eo

Thermodynamik
IUPAC Konvention
∆G = − nFE
0
E2
-
e
Eo
Oxidation Reduktion
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
E1
E = E −
Def.: Zellspannung = Potentialdifferenz zwischen rechter und linker Halbzelle
o
1
E
2

Thermodynamik
(1)
(2)
(1-2)
Pt, H
Pt, H
Beispiel: Daniell-Element
Halbzellen Halbzellenreaktionen Standardpotentiale
2
2
/ H
/ H
Zn / Zn
Zn 2+
E2
/ Zn
+
+
//
//
//
Cu
Zn
Cu
2+
2+
2 + 2+
-
e
/ Cu
/ Zn
/ Cu
o
Eo
E1
Cu / Cu
2+
Cu
2+
−
Cu + 2e
→
2+
−
Zn + 2e
→
2+
+
Zn
→
Cu
∆G
+ 0,34 V
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
Cu
o
Zn
+
=
Zn
−
2+
2FE
o
o
E 0
0,1
E 0
0,2
E o
o
<
Galvanisches Element
=
0
=
=
−0,76
V
+ 1,10
V

Thermodynamik
(1)
(2)
(1-2)
Pt, H
Pt, H
2
2
Cu / Cu
Umkehrung des Daniell-Elements
Halbzellen Halbzellenreaktionen Standardpotentiale
+ 2+
/ H // Zn / Zn
E 0,76 V
0
2+
−
Zn + 2e
→ Zn
= −
+ 2+
/ H // Cu / Cu
E 0,34 V
0
2+
−
Cu + 2e
→ Cu
= +
E2
Cu / Cu
2+
//
Zn
-
e
/ Zn
2 + 2+
2+
2+
o
Eo
Zn 2+
E1
/ Zn
Zn
+
Cu
→
Zn
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
+
∆G
o
Cu
=
−
0,2
0,1
E o
o
2FE
Elektrolyse
o
o
=
>
−1,10
0
V

Thermodynamik
H 2/O 2 – Brennstoffzelle ( Polyelektrolyt - Membran PEM )
H 2
2
H 2
+ −
→ 2 H + e
(1)
(2)
-
H +
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
O 2
1
+ −
O2 + 2 H + 2e
→ H 2O
2
(H 2 ) (O 2 ), H 2 O
1
2
(1) - (2)
PEM
Membran
+
−
O 2 + 2 H + 2 e → H 2O
+
+
−
2 H + 2 e → H
Katalysatorschicht
2
E o
o , 1
E o
o , 2
=
=
1,
23
1
H 2 + O 2 → H 2O
E V
2
o
o = + 1,
23
∆G
o
=
−
2FE
o
o
<
0
0
V
V

Thermodynamik
E o
E
o
o
∆G
−
nF
Zellspannung aus thermodynamischen Daten
o
= = ∑ ν i µ i = ∑ νi
µ i + ∑
∆G ν
i
i i
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
i
R Tln
a
i
( T, p = const. )
Eo =
o
∆G
−
nF
−
RT
∑ νi lnai
nF
i
Freie Standard-
∆G
Eo o
= Eo
−
R T
∑ νi
lnai
nF
o
∆G
= −
o
nF
Standardpotential
Beispiel: Chlor-Wasserstoffelement:
Bruttoreaktionswertigkeit
E
o
=
E
o
o
+
R T
2F
2, 1 2 = = n aH
O
∑lnpH pCl
− lna
+ a −
2 2
H3O
Cl
i
i
H 2
2
R T
F
+ −
+ Cl2
+ 2 H 2O
= 2 H 3O
+ Cl
Reaktionsenthalpie:
Wie kann man das
Standardpotenial E o o berechnen?

Thermodynamik
Galvanische Zelle
Bruttoreaktion:
Kalorimeter
Galvanische Zelle
Gibbs-Hemholtz-Gleichung
2+
−
Zn / Zn (a=
1) , Cl (a=
1) / AgCl / Ag
Kalorimeter
2+
Zn + 2 AgCl → Zn + 2 Ag + 2Cl
R
el. Widerstand R
2+
−
Zn / Zn (a = 1) , Cl (a = 1) / AgCl /
o
∆H
= − 233kJ
mol
o
∆H = QR
+
Q
Z
−1
Ag
( Wärmemengen )
∆G = ∆H −
T ∆S
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
-
∆H
2+
−
Zn / Zn (a = 1) , Cl (a = 1)
T ∆S
∆G
o
o
o
= − 233kJ
mol
−1
Wärmetönung der chem.Reaktion
R
/
AgCl
= lim Q = − 43kJ
mol
R→∞
Z
/
Q
Q
Ag
= lim Q = − 190 kJ mol
R→∞
Quasi reversibler Versuchsführung
R
R
−1
−1
Z

Thermodynamik
Gibbs-Helmholtz-Gleichung
Standard-Reaktionsenthalpie (Standard-Bildungswärme, negativ
gerechnete Wärmetönung) in kJ/mol bei 25 o C und 1013,25 mbar
∆H o Differenz der molaren Standard-Bildungsenthalpien der
Endprodukte E und Ausgangsstoffe A der Reaktion.
Beispiel:
∆G
o
∆G o
Standard-Reaktionsentropie:
o
o
= (2 ∆H + + 2 ∆H −
H
aq
= −262,27
kJ mol
o
o
∆G = ∆H −
∆H
∆S
o
o
=
=
T ∆S
∆H
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
∑
i
i
∑
( ν
( ν
H 2
2
i, E
i, E
S
+ −
+ Cl2
+ 2 H 2O
→ 2 H 3O
+ Cl
Cl
−1
aq
−
∆H
o
H
2, g
−
∆H
o
Cl
2, g
o
o
− T(2S
+ + 2S
−
E
o
)
o
i, E
o
i, E
−
S
o
−
ν
i
,
ν
A
i, A
S
∆H
o
i, A
S
o o
H Cl H2,
g Cl2,
g
aq
O, Cl2/H2
=
aq
−
o
∆G
−
96487n
=
−
1,36
V
)
o
i, A
)
)

Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
Thermodynamik
Thermodynamische Daten
0
,
198
5
,
110
69
,
5
0
79
,
186
35
,
92
54
,
106
51
,
152
65
,
41
0
12
,
70
25
,
285
25
,
205
0
13
,
55
54
,
167
0
0
09
,
223
0
74
,
130
0
2
2
3
2
2
1
1
298
1
298
−
−
−
−
−
−
∆
+
+
−
+
−
−
−
g
CO
f
C
g
HCl
aq
Zn
f
Zn
fl
O
H
g
O
aq
Cl
aq
O
H
g
Cl
g
H
mol
K
J
S
mol
kJ
H
o
o
o
Zustand
Stoff

Thermodynamik
E o
Temperaturabhängigkeit der Zellspannungen
∆G
⎛ ∂Eo
⎞ 1 ∂∆G
= −
⎜ ⎟ = −
∆G = ∆H − T ∆S
nF
⎝ ∂T
⎠ nF
∂T
⎛ ∂∆G
⎞
⎜ ⎟
⎝ ∂T
⎠
p
=
− ∆S
P
p
⎛ ∂
⎜
⎝ ∂T
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
∆S
Eo ⎞
p
= +
Im allgemeinen nimmt der Ordnungsgrad des Systems bei der Reaktion zu, wenn die Molzahl der gasförmigen
Stoffe bei der Reaktion abnimmt. (∆S < 0 ) Beispiel Chlor-Wasserstoffelement. Vom System aus
betrachtet wird die Wärme T∆S an die Umgebung abgegeben. Die Zellspannung nimmt mit der Temperatur
ab. −
H 2
2
+
+ Cl2
+ 2 H 2O
→ 2 H 3O
+ Cl
⎛ ∂E
⎜
⎝ ∂T
o
o
⎞
⎟
⎠
p
=
−
2S
o
H
+
aq
+
2S
o
Cl
−
aq
−
S
2⋅
96487
o
H
2, g
−
⎟
⎠
p
S
o
Cl
2, g
=
nF
−1,
2 mV
Nimmt der Ordnungsgrad des Systems jedoch ab, so ist in der Regel ∆S > 0 und die Zellspannung steigt mit
der Temperatur an. Beispiel C/CO Brennstoffzelle. Das System nimmt Wärme T∆S aus der Umgebung auf.
K
−1

Thermodynamik
Temperaturabhängigkeit der Zellspannung
H 2 / Cl 2 - Brennstoffzelle
H 2
+ −
+ Cl2
+ 2 H 2O
→ 2 H 3O
+ Cl
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
2
∂
∂T
E o
o
=
H 2 / O 2 - Brennstoffzelle
−1,
2 mV K
−1
1
H 2 + O2
→ H 2O
2
∂
∂T
E o
o
=
−
C / CO - Brennstoffzelle
0,
85
2C + O2
→ 2CO
∂
∂T
E o
o
=
+
0,
46
mV
mV
K
K
−1
−1

Thermodynamik
⎛ ∂∆G
⎞
⎜ ⎟
⎝ ∂p
⎠
T
=
Druckabhängigkeit der Zellspannungen
∆V
⎛ ∂E
⎜
⎝ ∂p
o = −
Wegen der geringen Druckabhängigkeit des Volumens V fester und flüssiger Phasen brauchen nur gasförmige
Raektionsteilnehmer j berücksichtigt werden.
∑
R T
= j
j p j
∆V ν
Integration:
ideales Gas
R T
T = 298 K
⎛ ∂Eo
⎜
⎝ ∂p
∆V
nF
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
⎞
⎟
⎠
T
⎞
⎟
⎠
=
T
−
∑
j
ν
j
R T
nFp
o
Eo = const. −∑
ν j lnp
j
Eo = Eo
−∑
ν j logp
j
j nF
j n
Chlorkwasserstoffelement:
E o
o
= 1,
36
o 1
Eo = Eo
+ 0,059⋅
logpH
⋅p
2
2
Cl
2
V
j
0,059
Eine Erhöhung des Drucks beider Gase von 1 bar
auf 10 bar bewirkt eine Erhöhung der Zellspannung
um 1 2
0,
059⋅
log10
= 0,
059V
2

Thermodynamik
η
T ∆S
<
T ∆S
>
th
=
Thermodynamischer Wirkungsgrad
maximale elektrische
Arbeit
Reaktionsenthalpie
η th
=
ηth
ηth
∆G
∆H
=
∆H
− T ∆S
∆H
< 1 wenn T∆S
<
> 1 wenn T∆S
>
0 wird in der Zelle als Wärme frei.
−nF
E
∆H
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
=
1
0
0
=
−
T∆S
∆H
o
( ∆G , ∆H
<
0 wird als Wärme aus der Umgebung aufgenommen
! ! !
0
)

Thermodynamik
E H
o
=
∆H
−
n F
Thermodynamischer Wirkungsgrad
∆G −nF
E
η th = = =
∆H −nF
E
Def.: ( Obere Heizwert-Spannung )
E
o
o
=
H 2 /O 2 Brennstoffzelle
1
H 2 + O2
→ H 2O
2
H
1 , 23V
, E = 1,
48V
ηth
=
0,
83
Thermoneutralspannung
o
o
H
o
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
E o
o
E
E
o
H
o
C / CO Brennstoffzelle
=
2C + O2
→ 2CO
0,
711
ηth
V
=
E H
o
1,
24
=
0,
573
V

Thermodynamik
Thermoneutralspannung
Wasserelektrolyse: H 2 O ½O 2 + 2 H + + 2e - Anode
2 H + + 2e - H 2 Kathode
-------------------------------------------------------------------------------------------------
∆G o = ∆H o - T ∆S o ∆H o = 285,3 kJ mol -1
∆G o = - n F E o
H 2 O ½ O 2 + H 2 Bruttoreaktion
T ∆S o = 48,7 kJ mol -1 > 0 (der Umgebung entzogene reversible
Wärme, Zelle kühlt sich ab.)
∆G o = 236,6 kJ mol -1 )
Zersetzungsspannung E o = -1.23 V ( T = 298 K, n = 2 )
∆H o = ∆G o + T ∆S o ∆H o = - nF E H o
Thermoneutralspannung E H o
= - 1,48 V
Beim Betrieb der Zelle mit erhöhter
Zellspannung EH o wird die Verlustwärme
T ∆So durch die entstehende Joulsche
Wärme gerade kompensiert.
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion

Thermodynamik
Zellspannung - U / V
2,0
1,8
1,6
1,4
1,2
1,0
Wasserelektrolyse
Verlustwärme
Thermoneutrale
Spannung
H , O - Bildung
2 2
Wärme und Elektrizität für
Elektrolyse genutzte
Reversible
Spannung
nicht möglich
0 100 200 300 400
Temperatur / °C
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
K arl-W innacker-Institut Elektrochem ie und Korrosion
∆ H°
nF
∆ G°
nF

Thermodynamik
η
L
=
Lastwirkungsgrad
elektrische
Arbeit der
Zelle
− n F EKl
(i)
H
− n F E
Re
aktionsenthalpie
− n F (
o
ηL =
=
H
o
− n F Eo
E
Kl
E
η =
L
−
∑
E
unter Last
|η(
i)
|)
Kl
H
Eo
(i)
1
H 2 + O2
→ H 2O
2
− n F E (i)
− n F E
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
=
=
∆G
H
( i)
= 0,
9V
, E = 1,
48V
η
L
=
0,
61
o
+
n F
∆H
∑
Kl
H
o
|η(
i)
|

Thermodynamik
Beispiel: H 2 /O 2 - Brennstoffzelle
H 2
2
+ −
+ 2 H 2O
→ 2 H 3O
+ e
1
+
−
O2 + 2 H 3O
+ 2e
→ 3H
2O
2
1
H 2 + O2
→ H 2O
2
o
o
o 1 o
o
o 1 o
∆ G = ( ∆H
H
)
2O
− ∆H
fl
H − ∆H
2,
g
O −T
( S
)
2,
g
H 2O
− SH
− S
fl
2,
g
O2,
g
2
2
∆ = ( −285.
250 − 0 − 0)
o
1
G − 298⋅ ( 70,
12 − 130,
74 − 205,
25)
2
∆G = − 236.
603 J mol
o
−1
E o
o
=
− 236.
603
−
2 F
1,
226
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
=
V

Thermodynamik
H 2 /O 2 - Brennstoffzelle
E
H
o
=
∆H
−
n F
o
( obere Heizwertspannung
oder Thermoneutralspannung)
H = − 285,
25 kJ
−1
o o
H
Eo
= − = 1,
478 V
∆ mol
o o
o 1 o
∆ S = ( SH
− − )
2O
SH
S
fl
2,
g
O2,
g 2
Thermodynamischer Wirkungsgrad:
o
H
o
o
H
o
=
( 70,
12
∆H
n F
−1
−1
− − 205,
25)
= −163,
245 J mol K
130,
74
∆ − n F E E
th = = =
∆H
− n F E E
G
η ηth
= 0,
83
Temperaturkoeffizient:
o
⎛ ∂Eo ⎞ ∆S
−1
⎜ ⎟ = + = − 0,
845 mV
K
⎝ ∂T
⎠ n F
p
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
1
2

Thermodynamik
Beispiel kalte Verbrennung von Kohle: C + ½ O 2 -> CO
o o
o 1 o
o o 1 o
∆ G = ( ∆HCO
− ∆HC
− ∆HO
) −T(
S
)
g
f
2,
g CO − SC
− S
g
f O2,
g
2
2
∆ = ( −110.
500−
0 − 0)
o
1
G −298⋅(
198−
5,
69 − 205,
25)
2
∆G = −137.
253 J mol
o
−1
E o
o
=
−137.
253
−
2 F
0,
711
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
=
V

Thermodynamik
E
H
o
=
∆H
−
n F
∆H = −110,
5 kJ mol
o
∆
o
S =
−
o
C + ½ O 2 -> CO
Obere Heizwert- oder Thermoneutralspannung
−1
1
2
o
o
o
( SCO
− SC
S
g
f
O2,
g
Thermodynamischer Wirkungsgrad:
o
H
o
o
H
o
)
E
H
o
( 198
=
∆H
−
n F
5,
69
∆ − n F E E
th = = =
∆H
− n F E E
G
η ηth
= 1,
24
Temperaturkoeffizient:
⎛ ∂E
⎜
⎝ ∂T
o
⎞
⎟
⎠
p
=
o
∆S
+
n F
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
o
=
1
2
0,
573
V
−1
−1
− − 205,
25)
= 89,
775 J mol K
= 0,
46 mV K
−1

Thermodynamik
Elektroden zweiter Art
Metallelektroden, bei denen die potentialbestimmende Metallionenaktivität z +
Me der Lösungsphase im Gleichgewicht mit einer
zweiten festen Phase (schwerlösliches Salz des Elektrodenmetalls als Bodenkörper) steht. Dann wird a z + und damit das
Me
Gleichgewichtspotential der Elektrode durch das Löslichkeitsprodukt Ka des Bodenkörpers bestimmt.
Beispiel: Ag − Elektrode
Ag
+
+
Cl
−
=
AgCl
↓
Ag
+ −
= Ag + e
K
AgCl
a
a
= a + a −
Ag Cl
−
+
Ag / AgCl / Cl
Ag / Ag RT
AgCl RT
Eo = Eoo
+ ln K a − ln aCl
F
F
−
−
Ag / AgCl / Cl
Ag / AgCl / Cl RT
Eo = Eoo
− ln aCl
F
−
+
+
Ag / Ag
Ag / Ag RT
Eo = Eoo
+ ln a Ag
F
+
Ag a
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
−
E
E
a
Ag / Ag
oo
AgCl
K a
Ag / AgCl / Cl
oo
−
+
=
=
=
=
K
0,
7996
1,
78
+
⋅10
AgCl
a
Cl
V
−
−10
0,
2224
V
NHE
+
NHE

Thermodynamik
pH-Abhängigkeit von Oxidelektroden
Das Gleichgewichtspotential von Oxidelektroden weist in der Regel eine pH-Abhängigkeit von 0,059 mV/pH auf
(bei T=298K)
Beispiel:
Ag O
2
2
E
−
−
+ H 2O
+ 2e
→ 2 Ag + OH
o
=
E
Aktivität kondensierter reiner Phasen a = 1
E
o
=
E
o
o
o
o
+
RT
F
a
a
Ag2O
H 2O
ln 2 2
2 aAg
a −
OH
Standardpotential:
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
E o
o
=
+ 0,
345
V
Ionenprodukt des Wassers:
o RT
14
Eo = Eo
− ln a −
OH
10
F
−
− + =
OH H a a
+ 14⋅ 0,
059 V − pH ⋅0,
059
V
= − H a
pH log
log
a OH
−
=
−14
+
+
pH

Thermodynamik
pH-Abhängigkeit von
Oxidelektroden und
anderen
Halbzellenreaktionen
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion

Thermodynamik
Elektrochemische
Energieumwandlung
Brennstoffzellen
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion

Thermodynamik
Chemische Energie Sonnenenergie Kernenergie
Explosion
Verbrennung
mechanoelektrisch
Ladungstrennung
chemoelektrisch
thermoelektrisch
Bündelung Spaltung Fusion
Wärme Plasma
thermionisch
photoelektrisch
4 2+
2 He
2 +
1 H
Elektrische Energie (sauber, verfügbar, umwandelbar)
3 +
1 H
Karl-Winnacker-Institut Elektrochemie und Korrosion
1
0
n
-
e
magnetodynamisch

Thermodynamik Brennstoffzellentypen
AFC Alkalische H 2
(30% KOH) H 2 O
PEMFC H 2
Polymerelektrolytmembran
H 2 O
DMFC CH 3 OH
Direkt Methanol CO 2
PAFC H 2
Phosphorsäure H 2 O
MCFC H 2
Karbonatschmelze
(Li 2 CO 3 , K 2 CO 3 ) CO 2 , H 2 O
SOFC H 2
Festelektrolyt
(ZrO 2 / YO 3 ) H 2 O
Brennstoff
OH -
H +
H +
H +
CO 3 2-
O 2-
O 2 (Luft)
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O 2
H 2 O
O 2
H 2 O
20 – 90 O C
20 – 120 O C
O2 flüssig 60 – 90OC H2O dampf 120 – 130OC O 2
H 2 O
Anode Elektrolyt
Kathode
160 – 220 O C
O2 , CO2 600 – 650OC interne Reformierung
H2O O2 850 – 1000OC interne Reformierung
H2O

Thermodynamik
PEM-Brennstoffzelle
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Anode
H
H
H
H 2
H
–
–
–
–
H +
H +
H +
H +
O
O
H
H
O
O
O 2
H
H
H 2 O
Kathode
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Thermodynamik
DMFC Direct Methanol Brennstoffzelle
Die DMFC ist die einzig Zelle, die nicht Wasserstoff sondern direkt Methanol einsetzt.
Auf Reformer kann verzichtet werden, da die Zelle selbst Methanol in Protonen, freie Elektronen und CO 2
umwandelt. Als Elektrolyt wird auch eine PEM-Membran eingesetzt.
+
O 2
Flow
field
plate
H 2O
C/Pt Cathode
Membrane
H
CH3OH + / H2O C/Pt-Ru Anode
CDL ADL
CH 3OH +
H 2O
Flow
field
plate
CO 2
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-

Thermodynamik
CO-Vergiftung des Katalysators bei DMFC
Mechanismus (vereinfacht)
CH 3 OH + Pt → Pt–(CH 3 OH) ads
Pt–(CH 3 OH) ads → Pt–(CH 2 O) ads + H + + e –
.... → Pt–(CO) ads + H + + e – Katalysatorvergiftung
Pt + H 2 O→ Pt–(OH) ads + H + + e –
Ru + H 2 O→ Ru–(OH) ads + H + + e –
Pt–(CO) ads + Pt–(OH) ads→ 2Pt + CO 2 + 2H + + 2e –
Pt–(CO) ads + Ru–(OH) ads→ Pt + Ru + CO 2 + 2H + + 2e –
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Thermodynamik
Die Medion Energy Docking Station
powered by Smart Fuel Cell wurde auf
der CeBIT 2003 der Öffentlichkeit
vorgestellt
DMFC portable Anwendungen
http://www.smartfuelcell.de/presse/
Der Marathon-Koffer von
CONSEL - powered by Smart
Fuel Cell
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Thermodynamik
PAFC Phosphorsaure Brennstoffzelle
Die Phosphorsaure Brennstoffzelle - PAFC,
ist der am weitesten entwickelte
Brennstoffzellentyp und hat die größte
technologische und wirtschaftliche Reife
erlangt.
Auf Grund ihrer hohen Betriebstemperatur ist
sie ideal für den Einsatz in Blockheizkraftwerken.
Sie arbeitet mit hoch konzentrierter
Phosphorsäure als Katalysator, die in eine
Gelmatrix eingebunden ist.
Als Reduktgase benötigt die PAFC
Luftsauerstoff und Wasserstoff. Nachteilig ist,
das bei Temperaturen unter 42°C die
Phosphorsäure irreversibel auskristallisiert. Die
Brennstoffzelle wird damit unbrauchbar.
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Thermodynamik
SOFC Oxidkeramische Brennstoffzelle
Die Oxidkeramische Brennstoffzelle - SOFC arbeitet mit Luftsauerstoff und Wasserstoff. Ihre
Betriebstemperatur liegt im Bereich 800...1000°C. Die hohe Temperatur erlaubt eine zellinterne
Teilreformierung von Erdgas zu Wasserstoff. Der Aufwand für die Wasserstofferzeugung sinkt damit
erheblich. Die SOFC wird nicht nur in Platten- sondern auch in Röhrenform hergestellt. Kathode, Elektrolyt
und Anode sind auf der Innenseite eines Keramikrohres aufgebracht. Das Brenngas wird durch das Rohr
geleitet, der Luftsauerstoff an der Außenseite. Ihr Einsatzgebiet ist die dezentral Energieversorgung mit
Leistungen ab 100 kW.
SOFC-in Röhrenform
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Thermodynamik
Elektrischer Wirkungsgrad verschiedener Kraftwerkstypen
Elektrische Wirkungsgrade
verschiedener
Kraftwerkstypen
BZ im Erdgasbetrieb:
– PAFC: externe
Reformierung
– SOFC, MCFC:
interne Reformierung
Quelle: Siemens AG, KWU G11
Ref C /Lz
Net Efficiency /%
70
60
50
40
30
20
10
0
0,1
Reciprocating
engine
Diesel engine
0,5
PAFC
Upper line: future technology
(development goals: GT / GUD: 2000; SOFC: 2010)
Lower line: State of the Art
1
Power Plant Capacity /MW
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5
SOFC
10
Gas Turbine
Combined Cycle Plant
50
100
Steam PP
500
1000